INDICADORES ACIDO BASE

Vista previa del material en texto

INDICADORES
INDICADORES ACIDOS BASE
Objetivo
• Identificar indicadores de sustancias acidas y bases
• Usar los indicadores para reconocer una sustancia acido o básica
• Determinar el valor del pH para el viraje del color del indicador
INDICADORES ACIDOS BASE
• Algunas sustancias tienen la particularidad de
presentar dos colores en sus formas ácido – base
conjugadas, por lo que pueden utilizarse, ya sea para
conocer aproximadamente si una solución es ácida o
básica, o para determinar el punto final en una
valoración ácido- base.
• Uno de los indicadores más conocidos es la
fenolftaleína, que es incoloro en medio ácido y rosa
en medio alcalino.
Disociación del indicador
• Los indicadores presentan un comportamiento muy sencillo de
comprender. Para realizar los ejemplos, supongamos a un indicador
que está constituido por un ácido débil monoprótico ( UN
HIDROGENO) con formula general Hln, de este modo, en una
disolución acuosa se ionizará débilmente produciendo la base
conjugada correspondiente ln-, de la siguiente manera:
Hln + H2O ↔ H3O+ + ln-
Fórmula ácida Fórmula básica
Indicador en solución ácida
• Si se le añade a una disolución ácida HA, una pequeña cantidad de la
disolución indicadora, se producen al mismo tiempo dos procesos, el
equilibrio de ionización del indicador, y también el del ácido.
Hln + H2O ↔ H3O+ + ln- (Disociación del indicador)
HA + H2O ↔ H3O+ + A- (Disociación del acido)
• Cuando aumenta la concentración de [H3O+], por efecto del ión
común, el equilibrio que tiene el indicador se desplaza a la
izquierda. En consecuencia, el color que predomina en la disolución
será el color de la forma ácida, Hln.
Indicador en solución básica
• Si se le añade a una disolución básica B, una pequeña cantidad de la
disolución indicadora, se producen al mismo tiempo dos procesos, el
equilibrio de ionización del indicador, y también el de la base
Hln + H2O ↔ H3O+ + ln- (Disociación del indicador)
B + H2O ↔ BH+ + OH- (Disociación de la base)
• La concentración [H3O+], se verá disminuida por la combinación de los
iones H3O+, con los iones OH-, y el equilibrio del indicador se ve
afectado, desplazándose hacia la derecha. En consecuencia, dominará
en la disolución el color de la forma básica ln-
Intervalos de pH de viraje de color
• Cada uno de los indicadores posee un intervalo de viraje que
lo caracteriza, es decir, un entorno en mayor o menor
medida, reducido de unidades de pH. Dentro de dicho
intervalo es donde se produce el cambio de color, o viraje.
• Un indicador tiene mayor utilidad, cuanto más pequeño es
su intervalo de viraje, produciéndose así de forma más clara
y sencilla el cambio de color.
…///
• Un indicador de neutralización no cambia de color instantáneamente,
sino que la transformación de color distinguible a simple vista o viraje
tiene lugar en una zona de una o dos unidades de pH.
• El ojo humano tiene capacidad de apreciar la presencia del color del
indicador en ácidos cuando esta presente en la proporción de 1 parte a
10 partes del color en solución básica y viceversa.
• En la tabla siguiente se muestran algunas indicadores ácidos-base, junto
a los datos de sus intervalos de viraje y el color que tienen cuando el pH
es menor o superior, a dicho intervalo.
Parte practica
• Muestra: Soluciones básica de hidróxido de sodio al 0,4% y solución 
de acido cítrico al 0,5%.
• Indicador anaranjado de metilo
• Indicador fenolftaleína
• Buretas con solución hidróxido de sodio
• Vasos de 200ml
• Cinta pH indicadora
Ensayo 1: Coloración del indicador
• Trasvasar a 4 vasitos de 30ml aproximadamente de las soluciones acidas y
básicas, 2 con solución acida y 2 con solución básica.
• Rotular cada vasito con la respectiva solución.
• Medir el pH de las soluciones, y anotar el valor.
• Soluciones acidas: Agregar a uno de los vasitos conteniendo la solución
acida 5 gotas del indicador anaranjado de metilo y a otro 5 gotas de
fenolftaleína y observar la coloración, en cada caso disolver con bagueta.
• Soluciones básicas: Agregar a uno de los vasitos conteniendo la solución
básica 5 gotas del indicador anaranjado de metilo y a otro 5 gotas de
fenolftaleína y observar la coloración, en cada caso disolver con bagueta.
30 ml de 
solución 
ácida
30 ml de 
solución 
ácida
30 ml de 
solución 
básica
30 ml de 
solución 
básica
5 gotas de 
naranja de 
metilo
5 gotas de 
naranja de 
metilo
5 gotas de 
Fenolftaleína
5 gotas de 
Fenolftaleína
OBSERVAR LA COLORACIÓN
Tabla de resultados.
Muestra pH Indicador Color
Solución de 
Hidróxido de sodio 
Na(OH)
5 gotas de Anaranjado de 
metilo
Solución de 
Hidróxido de sodio 
Na(OH)
5 gotas de Anaranjado de 
metilo
Solución de acido 
cítrico
5 gotas de Fenolftaleína
Solución de acido 
cítrico
5 gotas de fenolftaleína
Ensayo 2: Verificar el pH de viraje de color de la Fenolftaleína
• Enrasar la bureta a cero con la solución de
hidróxido de sodio.
• En un vaso de 200 ml agregar 10ml de solución
de acido cítrico al 0,5%. Agregar 5 gotas de
fenolftaleína.
• Colocar el vaso debajo de la salida de la bureta,
dejar caer (gota a gota) la solución de
hidróxido de sodio sin dejar de mover el vaso,
observando el viraje de coloración, en ese
mismo instante cerrar la salida de la solución y
anotar la cantidad de mililitros agregados y
luego medir el pH con cinta.
10 gotas de 
Fenolftaleína
Ensayo 3: Verificar el pH de viraje de color de Naranja de Metilo
• Enrasar la bureta a cero con la solución de
hidróxido de sodio.
• En un vaso de 200 ml agregar 10ml de solución
de acido cítrico al 0,5%. Agregar 5 gotas de
Naranja de metilo.
• Colocar el vaso debajo de la salida de la bureta,
dejar caer (gota a gota) la solución de
hidróxido de sodio sin dejar de mover el vaso,
observando el viraje de coloración, en ese
mismo instante cerrar la salida de la solución y
anotar la cantidad de mililitros agregados y
luego medir el pH con cinta.
10 gotas de 
naranja de 
metilo
Resultados
Muestra indicador Gasto(ml) pH
10 ml de acido 
cítrico
5 gotas de 
fenolftaleína
10 ml de acido 
cítrico
5 gotas de naranja 
de metilo